Alotropes
Diagrama orbital Molecular da molécula de dinitrogénio, N2. Existem cinco orbitais de ligação e dois orbitais antibonding (marcados com um asterisco; orbitais envolvendo os elétrons 1s internos não mostrados), dando uma ordem de ligação total de três.
nitrogênio atômico, também conhecido como nitrogênio ativo, é altamente reativo, sendo um tríptico com três elétrons não emparelhados., Livre de átomos de nitrogênio facilmente reagir com mais elementos para formar nitretos, e mesmo quando dois átomos de nitrogênio colidem para produzir um animado molécula de N2, eles podem liberar tanta energia em colisão com o mesmo estável moléculas como o dióxido de carbono e água para causar homolytic de fissão em radicais como o CO e O ou OH e H. Atômica de nitrogênio é preparada através da passagem de uma descarga elétrica através do gás de nitrogênio em 0.1–2 mm hg, que produz atômica de nitrogênio, juntamente com um pêssego-amarelo de emissão que se desvanece lentamente, como um reflexo, por vários minutos, mesmo após a quitação termina.,devido à grande reatividade do nitrogênio atômico, o nitrogênio elementar geralmente ocorre como N2 molecular, dinitrogênio. Esta molécula é um gás diamagnético incolor, inodoro e insípido EM condições padrão: derrete a -210 °C e ferve a -196 °C. O Dinitrogénio é quase sempre inactivo à temperatura ambiente, mas, no entanto, irá reagir com lítio metálico e alguns complexos de metal de transição. Isto é devido à sua ligação, que é única entre os elementos diatômicos em condições padrão em que tem uma ligação tripla N≡. As ligações triplas têm comprimentos curtos (neste caso, 109.,76 pm) e altas energias de dissociação (neste caso, 945,41 kJ / mol), e são, portanto, muito fortes, explicando a inércia química do dinitrogênio.existem algumas indicações teóricas de que podem ser possíveis outros oligómeros de azoto e polímeros. Se eles pudessem ser sintetizados, eles poderiam ter aplicações potenciais como materiais com uma densidade de energia muito alta, que poderiam ser usados como potentes propulsores ou explosivos., Isto porque todos eles devem se decompor em dinitrogênio, cuja ligação tripla n≡n (energia de ligação 946 kJ mol mol-1) é muito mais forte do que os da ligação dupla N=n (418 kJ⋅mol−1) ou da ligação única N–N (160 kJ⋅mol−1): na verdade, a ligação tripla tem mais do que três vezes a energia da ligação única. (O oposto é verdadeiro para os pnictógenos mais pesados, que preferem alótropos poliatômicos., Uma grande desvantagem é que a maioria dos polinitrogênios neutros não são esperados para ter uma grande barreira para a decomposição, e que as poucas exceções seriam ainda mais desafiadoras para sintetizar do que a tetraedrana há muito procurada, mas ainda desconhecida. Isto contrasta com a azida catiónica e aniónica (N-
3), pentazénio (N+
5) e pentazolida (N−
5). Sob pressões extremamente elevadas (1.,1 milhão de atm) e altas temperaturas (2000 K), como produzido em uma célula Anvil diamante, o nitrogênio polimeriza na estrutura de cristal de gauche cúbico. Esta estrutura é semelhante à do diamante, e ambos têm ligações covalentes extremamente fortes, resultando em seu apelido “diamante nitrogênio”.
Sólida de nitrogênio nas planícies do Sputnik Planitia em Plutão junto à água montanhas de gelo
A pressão atmosférica, nitrogênio molecular condensa (liquefaz) a 77 K (-195.79 °C) e congela em 63 K (-210.,01 ° C) para a forma cristalina beta hexagonal com enchimento fechado. Abaixo de 35,4 K (-237,6 °c) nitrogênio assume a forma alotrópica de cristal cúbico (chamada de fase alfa). Nitrogênio líquido, incolor líquido assemelhando-se a água na aparência, mas com 80.8% da densidade (densidade do nitrogênio líquido em seu ponto de ebulição é 0.808 g/mL), é comum cryogen. O nitrogênio sólido tem muitas modificações cristalinas. Forma uma significativa cobertura dinâmica da superfície em Plutão e luas externas do Sistema Solar, Como Tritão., Mesmo nas baixas temperaturas do nitrogênio sólido é bastante volátil e pode sublimar para formar uma atmosfera, ou condensar de volta para a geada de nitrogênio. É muito fraco e flui na forma de glaciares e em gêiseres Tritões de gás nitrogênio vêm da região da calota polar.,
Dinitrogen complexos
Estrutura de 2+ (pentaamine(dinitrogen)rutênio(II)), o primeiro dinitrogen complexa para ser descoberto
O primeiro exemplo de uma dinitrogen complexa para ser descoberto foi 2+ (ver figura à direita), e em breve muitos outros tais complexos foram descobertos., Estes complexos, nos quais uma molécula de nitrogênio Doa pelo menos um par solitário de elétrons a um catião Central de metal, ilustram como N2 pode se ligar ao(S) metal (s) na nitrogenase e ao catalisador para o processo de Haber: estes processos envolvendo ativação de dinitrogênio são de vital importância na biologia e na produção de fertilizantes.o Dinitrogénio é capaz de se coordenar com os metais de cinco maneiras diferentes. As maneiras mais bem caracterizadas são as finais m←n≡n (η1) e M←N→N → M (μ, bis-η1), nas quais os pares solitários nos átomos de nitrogênio são doados para o catião metálico., As formas menos bem caracterizadas envolvem dinitrogênio doando pares de elétrons da tripla ligação, seja como um ligante de ligação a dois catiões metálicos (μ, bis-η2) ou a apenas um (η2). O quinto e único método envolve a tripla coordenação como um ligante de ligação, doando todos os três pares de elétrons da ligação tripla (μ3-N2). Alguns complexos apresentam múltiplos ligandos N2 e alguns possuem N2 ligados de várias maneiras., Uma vez que N2 é isoeletrônico com monóxido de carbono (CO) e acetileno (C2H2), a ligação em complexos dinitrogênicos é intimamente aliado a isso em compostos carbonílicos, embora N2 é um mais fraco σ-doador e π-aceitador do que CO. Estudos teóricos mostram que a doação σ é um fator mais importante que permite a formação da ligação M–N do que a doação de volta π, Que na maioria das vezes apenas enfraquece a ligação N-N, e a doação final (η1) é mais facilmente realizada do que a doação lateral (η2).atualmente, complexos dinitrogênicos são conhecidos por quase todos os metais de transição, sendo responsáveis por várias centenas de compostos., Eles são normalmente preparados por três métodos:
- substituindo ligantes labiais tais como H2O, H−, ou CO diretamente por nitrogênio: estas são reações geralmente reversíveis que procedem em condições leves.complexos metálicos redutores na presença de um coligante adequado em excesso sob gás nitrogénio. Uma escolha comum inclui a substituição de ligantes de cloreto por dimetilfenilfosfina (PMe2Ph) para compensar o menor número de ligantes de nitrogênio ligados do que os ligantes de cloro originais.convertendo um ligando com ligações N–n, Como hidrazina ou azida, diretamente em um ligante dinitrogênio.,
ocasionalmente, a ligação n≡n pode ser formada diretamente dentro de um complexo metálico, por exemplo reagindo diretamente amoníaco coordenado (NH3) com ácido nitroso (HNO2), mas isso não é geralmente aplicável. A maioria dos complexos dinitrogênicos tem cores dentro do intervalo Branco-Amarelo-Laranja-Vermelho-Marrom; algumas exceções são conhecidas, como o azul .,
Nitretos, azidas, e nitrido complexos
de Nitrogênio títulos para quase todos os elementos da tabela periódica, exceto o primeiro de três gases nobres, hélio, néon, e argônio, e alguns de muito curta duração, elementos depois de bismuto, criando uma imensa variedade de binários compostos com diferentes propriedades e aplicações. Muitos compostos binários são conhecidos: com exceção dos hidretos de nitrogênio, óxidos e fluoretos, estes são tipicamente chamados nitretos. Muitas fases estequiométricas estão geralmente presentes para a maioria dos elementos (por exemplo, MnN, Mn6N5, Mn3N2, Mn2N, Mn4N, e MnxN para 9.,2 < x < 25.3). Eles podem ser classificados como” semelhantes a sal “(principalmente iônicos), covalentes,” semelhantes a diamante”, e metálicos (ou intersticiais), embora esta classificação tenha limitações geralmente decorrentes da continuidade dos tipos de ligação em vez dos tipos discretos e separados que implica., Eles são normalmente preparadas diretamente pela reação de um metal com nitrogênio ou amônia (às vezes após aquecimento), ou pela decomposição térmica do metal amidas:
3 Ca + N2 → Ca3N2 3 Mg + 2 NH3 → Mg3N2 + 3 H2 (900 °C) 3 Zn(NH2)2 → Zn3N2 + 4 NH3
Muitas variantes sobre esses processos são possíveis.Os nitretos mais iônicos são os metais alcalinos e metais alcalinos da terra, Li3N (Na, K, Rb e Cs não formam nitretos estáveis por razões estéricas) e M3N2 (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba)., Estes podem ser formalmente considerados como sais do n3-anião, embora a separação da carga não seja realmente completa mesmo para estes elementos altamente eletropositivos. No entanto, o metal alcalino azides NaN3 e KN3, com o linear N –
3 anion, são bem conhecidos, como são Sr(N3)2 e Ba(N3)2. Os azidas do subgrupo B (os dos grupos 11 a 16) são muito menos iônicos, têm estruturas mais complicadas, e detonam prontamente quando chocados.,
Mesoméricas estruturas de borazine, (–BH–NH–)3
Muitos covalente binário nitretos são conhecidos. Exemplos incluem cianogênio (CN)2, pentanitreto de trifósforo (P3N5), dinitreto de dissulfur (S2N2) e tetrasulfur tetranitreto (S4N4). The essentially covalent silicon nitride (Si3N4) and germanium nitride (Ge3N4) are also known: silicon nitride in particular would make a promising ceramic if not for the difficulty of working with and sintering it., Em particular, os nitretos do grupo 13, a maioria dos quais são semicondutores promissores, são isoeletrônicos com grafite, diamante e carboneto de silício e têm estruturas semelhantes: suas ligações mudam de covalente Para parcialmente iônico para metálico à medida que o grupo é descendente. Em particular, uma vez que a unidade B–N é isoeletrônica A C–C, e o carbono é essencialmente intermediário em tamanho entre boro e nitrogênio, grande parte da química orgânica encontra um eco na química boro–nitrogênio, como na borazina (“benzeno inorgânico”)., No entanto, a analogia não é exata devido à facilidade de ataque nucleofílico no boro devido à sua deficiência em elétrons, o que não é possível em um anel totalmente contendo carbono.
A maior categoria de nitretos são os nitretos intersticiais das fórmulas MN, M2N E M4N (embora a composição variável seja perfeitamente possível), onde os pequenos átomos de nitrogênio são posicionados nas aberturas de uma estrutura metálica cúbica ou hexagonal fechada. Eles são opacos, muito duros, e quimicamente inertes, derretendo apenas a temperaturas muito altas (geralmente acima de 2500 °C)., Eles têm um brilho metálico e conduzem eletricidade como os metais. Eles hidrolisam apenas muito lentamente para dar amônia ou nitrogênio.
o anião nitreto (N3−) é o mais forte doador π conhecido entre os ligandos (o segundo mais forte é o O2 -). Complexos Nitrido são geralmente feitos pela decomposição térmica de azidas ou por desprotonação de amônia, e geralmente envolvem um terminal {≡n}3− grupo. O anião azida linear (N−
3), sendo isoeletrônico com óxido nitroso, dióxido de carbono e cianato, forma muitos complexos de coordenação., Catenação adicional é rara, embora N4-
4 (isoeletrônico com carbonato e nitrato) é conhecido.
hidretos
potencial de redução padrão para espécies contendo azoto. O diagrama superior mostra potenciais em pH 0; o diagrama inferior mostra potenciais em pH 14., o amoníaco (NH3) é o composto mais importante de azoto e é preparado em quantidades maiores do que qualquer outro composto, porque contribui significativamente para as necessidades nutricionais dos organismos terrestres, servindo como precursor de alimentos e fertilizantes. É um gás alcalino incolor com um odor pungente característico. A presença de ligações de hidrogénio tem efeitos muito significativos sobre o amoníaco, conferindo-lhe os seus pontos de fusão elevados (-78 °C) e de ebulição (-33 °C)., Como líquido, é um solvente muito bom com um calor elevado de vaporização (permitindo que seja usado em frascos de vácuo), que também tem uma baixa viscosidade e condutividade elétrica e alta constante dielétrica, e é menos denso do que a água. No entanto, a ligação de hidrogênio em NH3 é mais fraco do que em H2O, devido ao baixo electronegativity de nitrogênio comparado ao oxigênio e a presença de apenas um par solitário em NH3, em vez de duas em H2O. É uma base fraca, em solução aquosa (pKb 4.74); o seu conjugado ácido de amônio, NH+
4., Ele também pode atuar como um ácido extremamente fraco, perdendo um próton para produzir o anião amida, NH-
2. Sofre assim a auto-dissociação, semelhante à água, para produzir amônio e amida. Amônia queima no ar ou oxigênio, embora não prontamente, para produzir gás nitrogênio; queima em flúor com uma chama verde-amarela para dar trifluoreto de nitrogênio. As reacções com os outros não metais são muito complexas e tendem a conduzir a uma mistura de produtos. Amônia reage ao aquecimento com metais para dar nitretos.,muitos outros hidretos binários de nitrogênio são conhecidos, mas os mais importantes são hidrazina (N2H4) e azida de hidrogênio (HN3). Embora não seja um hidreto de nitrogênio, a hidroxilamina (NH2OH) é similar em Propriedades e estrutura a amônia e hidrazina também. A hidrazina é um líquido fumante e incolor que tem um cheiro semelhante ao amoníaco. Suas propriedades físicas são muito semelhantes às da água (ponto de fusão 2.0 °C, ponto de ebulição 113.5 °C, Densidade 1,00 g/cm3). Apesar de ser um composto endotérmico, é cineticamente estável., Queima rápida e completamente no ar muito exotermicamente para dar nitrogênio e vapor de água. É um agente redutor muito útil e versátil e é uma base mais fraca do que o amoníaco. É também comumente usado como combustível de foguete.
Hidrazina é geralmente feita pela reação de amônia com pilhas alcalinas de hipoclorito de sódio na presença de gelatina ou cola:
NH3 + OCl− → NH2Cl + OH− NH2Cl + NH3 → N
2H+
5 + Cl− (lento) N
2H+
5 + OH− → N2H4 + H2O (rápida)
(A ataques de hidróxido de amônia pode ser revertida, assim, passando através de um intermediário NHCl− em vez disso., A razão para adicionar gelatina é que ele remove íons metálicos como Cu2+ que catalisa a destruição da hidrazina por reação com monocloramina (NH2Cl) para produzir cloreto de amônio e nitrogênio.
azida de hidrogénio (HN3) foi produzida pela primeira vez em 1890 pela oxidação da hidrazina aquosa por ácido nitroso. É muito explosivo e até soluções diluídas podem ser perigosas. Tem um cheiro desagradável e irritante e é um veneno potencialmente letal (mas não cumulativo). Pode ser considerado o ácido conjugado do anião azida, e é similar aos ácidos hidroalicos.,todos os quatro simples trialetos nitrogenados são conhecidos. Alguns haletos mistos e hidro-haletos são conhecidos, mas são principalmente instáveis; exemplos incluem NClF2, NCl2F, NBrF2, NF2H, NFH2, NCl2H, e NClH2.são conhecidos Cinco fluoretos azotados. Trifluoreto de nitrogênio (NF3, preparado pela primeira vez em 1928) é um gás incolor e inodoro que é termodinamicamente estável, e mais facilmente produzido pela eletrólise do fluoreto de amónio fundido dissolvido em fluoreto de hidrogênio anidro., Como o tetrafluoreto de carbono, ele não é de forma alguma reativo e é estável em água ou diluir ácidos aquosos ou álcalis. Somente quando aquecido ele atua como um agente fluorinante, e reage com cobre, arsênio, antimônio e bismuto em contato a altas temperaturas para dar tetrafluorohidrazina (N2F4). Os catiões NF+
4 e N
2F+
3 são também conhecida (o último de reagir tetrafluorohydrazine com forte flúor-aceitantes como o arsênico pentafluoride), como é ONF3, que tem despertado interesse devido a curta distância Não implicando parcial de dupla ligação e altamente polar e longa N–F bond., Tetrafluorohidrazina, ao contrário da própria hidrazina, pode dissociar – se à temperatura ambiente e acima para dar o radical NF2•. O azido de flúor (FN3) é muito explosivo e termicamente instável. O Difluoreto de dinitrogênio (N2F2) existe como cis e isômeros trans interconversíveis termicamente, e foi encontrado pela primeira vez como um produto da decomposição térmica de FN3.tricloreto de azoto (NCl3) é um líquido denso, volátil e explosivo cujas propriedades físicas são semelhantes às do tetracloreto de carbono, embora uma diferença seja que o ncl3 é facilmente hidrolisado por água, enquanto o CCl4 não é., Foi sintetizado pela primeira vez em 1811 por Pierre Louis Dulong, que perdeu três dedos e um olho para suas tendências explosivas. Como gás diluído é menos perigoso e é, portanto, utilizado industrialmente para lixiviar e esterilizar farinha. Tribrometo de nitrogênio (nbr3), preparado pela primeira vez em 1975, é um sólido vermelho profundo, sensível à temperatura, volátil que é explosivo mesmo a-100 °C. triiodeto de nitrogênio (NI3) é ainda mais instável e foi preparado apenas em 1990., Seu aduto com amônia, que era conhecido anteriormente, é muito sensível ao choque: pode ser desencadeado pelo toque de uma pena, correntes de ar móveis, ou mesmo partículas alfa. Por esta razão, pequenas quantidades de triiodeto de nitrogênio são por vezes sintetizadas como uma demonstração para estudantes de química do ensino médio ou como um ato de “magia química”. Azida de cloro (ClN3) e azida de bromo (BrN3) são extremamente sensíveis e explosivos.
duas séries de oxohaletos nitrogenados são conhecidos: os haletos nitrosil (XNO) e os haletos nitrilo (XNO2)., O primeiro São gases muito reativos que podem ser feitos diretamente por óxido nitroso halogenante. O fluoreto de nitrosilo (NOF) é incolor e um agente fluorinante vigoroso. Cloreto de nitrosilo (NOCl) comporta-se da mesma forma e tem sido frequentemente usado como um solvente ionizante. Brometo de nitrosilo (NOBr) é vermelho. As reações dos haletos de nitrilo são principalmente semelhantes: fluoreto de nitrilo (FNO2) e cloreto de nitrilo (ClNO2) são igualmente gases reativos e agentes halogenantes vigorosos.,
Óxidos
dióxido de Azoto a -196 °C, 0 °C, 23 °C, 35 °C e 50 °C. NÃO
2 converte a incolor dinitrogen tetróxido (N
2
4) em baixas temperaturas, e reverte para NÃO
2 em altas temperaturas.
óxido nitroso (N2O), mais conhecido como gás rindo, é produzido pela decomposição térmica de nitrato de amônio derretido a 250 °C. Esta é uma reação redox e, portanto, o óxido nítrico e nitrogênio também são produzidos como subprodutos., É usado principalmente como um propulsor e agente de arejamento para Chantilly enlatado pulverizado, e anteriormente era comumente usado como anestésico. Apesar das aparências, não pode ser considerado o anidrido do ácido hiponitroso (H2N2O2) porque esse ácido não é produzido pela dissolução do óxido nitroso na água. É bastante pouco reativo (não reagindo com os halogéneos, os metais alcalinos, ou ozônio à temperatura ambiente, embora a reatividade aumente com o aquecimento) e tem a estrutura não–dimétrica N–n−O (n≡n+O−↔–n=n+=O): acima de 600 °C dissocia-se quebrando a ligação n-O mais fraca.,o óxido nítrico (NO) é a molécula estável mais simples com um número ímpar de elétrons. Em mamíferos, incluindo humanos, é uma importante molécula de sinalização celular envolvida em muitos processos fisiológicos e patológicos. É formado pela oxidação catalítica de amônia. É um gás paramagnético incolor que, sendo termodinamicamente instável, se decompõe em nitrogênio e oxigênio a 1100-1200 °C. Sua ligação é semelhante à do nitrogênio, mas um elétron extra é adicionado a um orbital π* antibondingante e, assim, a ordem de ligação foi reduzida a aproximadamente 2.,5; daí a dimerização para O=N-N=O é desfavorável, exceto abaixo do ponto de ebulição (onde o isômero cis é mais estável) porque não aumenta realmente a ordem de ligação total e porque o elétron não emparelhado é deslocalizado através da molécula NO, concedendo-lhe estabilidade. Há também evidências para o dímero vermelho assimétrico O=n-O=n quando o óxido nítrico é condensado com moléculas polares. Ele reage com oxigênio para dar dióxido de nitrogênio marrom e com halogenetos para dar haletos nitrosil. Ele também reage com compostos de metal de transição para dar complexos nitrosil, a maioria dos quais são profundamente coloridos.,o trióxido azul de dinitrogénio (N2O3) só está disponível como sólido porque se dissocia rapidamente do seu ponto de fusão para dar óxido nítrico, dióxido de azoto (NO2) e tetróxido de dinitrogénio (N2O4). Os dois últimos compostos são um pouco difíceis de estudar individualmente por causa do equilíbrio entre eles, embora às vezes tetroxide dinitrogênio pode reagir por fissão heterolítica ao nitrosônio e nitrato em um meio com alta constante dielétrica. O dióxido de azoto é um gás Acre, corrosivo e castanho. Ambos os compostos podem ser facilmente preparados decompondo um nitrato de metal seco., Ambos reagem com água para formar ácido nítrico. Dinitrogen tetróxido é muito útil para a preparação de anidro metal nitratos e nitrato complexos, e tornou-se o armazenáveis comburente de escolha para muitos foguetes, nos Estados Unidos e URSS no final da década de 1950. Isso é porque ele é um hypergolic propulsor em conjunto com uma combinação de hidrazina baseado em combustível de foguete e pode ser facilmente armazenado, pois é líquido à temperatura ambiente.,
o pentóxido de dinitrogénio instável termicamente e muito reactivo (N2O5) é o anidrido do ácido nítrico, e pode ser obtido por desidratação com pentóxido de fósforo. É de interesse para a preparação de explosivos. É um sólido cristalino deliquescente, incolor e sensível à luz. No estado sólido é iônico com estrutura +–; como gás e em solução é molecular O2N–o-NO2. A hidratação ao ácido nítrico vem prontamente, assim como a reação análoga com peróxido de hidrogênio dando ácido peroxonitrico (HOONO2). É um agente oxidante violento., Gasosa dinitrogen pentóxido decompõe-se da seguinte forma:
N2O5 ⇌ NO2 + NO3 → NO2 + O2 + NÃO N2O5 + NO ⇌ 3 NO2
Oxoacids, oxoanions, e oxoacid sais
Muitos de nitrogênio oxoacids são conhecidos, embora a maioria delas são instáveis como compostos puros e são conhecidos apenas como solução aquosa ou como sais. Ácido hiponitroso (H2N2O2) é um ácido diprótico fraco com a estrutura HON=NOH (pKa1 6.9, pKa2 11.6). As soluções ácidas são bastante estáveis, mas acima do pH 4 a decomposição catalisada por base ocorre via-a óxido nitroso e o ânion hidróxido., Hiponitrites (envolvendo o n
2O2−
2 anião) são estáveis para agentes redutores e mais comumente agem como agentes redutores. Eles são um passo intermediário na oxidação do amoníaco ao nitrito, que ocorre no ciclo do nitrogênio. O hiponitrite pode atuar como ligando bidentato de ponte ou quelante.,
o ácido Nitroso (HNO2) não é conhecido como um composto puro, mas é um componente comum em equilíbrios gasosos e é um importante aquosa reagente: suas soluções aquosas pode ser feita a partir de acidificantes legal aquosa de nitrito (NO−
2, dobrados) soluções, embora já em temperatura ambiente disproportionation para o nitrato e o óxido nítrico é significativo. É um ácido fraco com PKA 3.35 a 18 ° C. Podem ser titrimetricamente analisados pela sua oxidação em nitrato pelo permanganato., Eles são prontamente reduzidos a óxido nitroso e óxido nítrico por dióxido de enxofre, a ácido hiponitroso com estanho(II), e a amônia com sulfeto de hidrogênio. Sais de hidrazínio N
2H+
5 reagem com ácido nitroso para produzir azidas que reagem ainda mais para dar óxido nitroso e nitrogênio. O nitrito de sódio é ligeiramente tóxico em concentrações superiores a 100 mg/kg, mas pequenas quantidades são frequentemente utilizadas para curar a carne e como conservante para evitar a deterioração bacteriana., Ele também é usado para sintetizar a hidroxilamina, e para diazotise aminas aromáticas primárias da seguinte forma:
ArNH2 + HNO2 → Cl + 2 H2O
o Nitrito também é comum um ligante que pode coordenar de cinco maneiras. Os mais comuns são o nitro (ligado do nitrogênio) e o nitrito (ligado de um oxigênio). O isomerismo Nitro-nitrito é comum, onde a forma nitrito é geralmente menos estável.
Fumegante ácido nítrico contaminados com amarelo dióxido de azoto
ácido Nítrico (HNO3) é de longe o mais importante e o mais estável do nitrogênio oxoacids., É um dos três ácidos mais usados (os outros dois são ácido sulfúrico e ácido clorídrico) e foi descoberto pela primeira vez pelos alquimistas no século XIII. É produzido por oxidação catalítica de amônia em óxido nítrico, que é oxidado em dióxido de nitrogênio, e então dissolvido em água para dar ácido nítrico concentrado. Nos Estados Unidos da América, são produzidas anualmente mais de sete milhões de toneladas de ácido nítrico, a maior parte das quais é utilizada na produção de nitratos para fertilizantes e explosivos, entre outras utilizações., O ácido nítrico anidro pode ser obtido por destilação do ácido nítrico concentrado com pentóxido de fósforo a baixa pressão nos aparelhos de vidro no escuro. Ela só pode ser feita no estado sólido, devido ao derretimento ele espontaneamente se decompõe para dióxido de nitrogênio, e o líquido ácido nítrico sofre de auto-ionização para uma extensão maior do que qualquer outro covalente líquido da seguinte forma:
2 HNO3 ⇌ H
2º+
3 + N−
3 ⇌ H2O + + + −
Dois hidrata, HNO3·H2O e HNO3·3H2O, são conhecidos que podem ser cristalizadas., É um ácido forte e soluções concentradas são agentes oxidantes fortes, embora ouro, platina, ródio e irídio são imunes ao ataque. Uma mistura 3: 1 de ácido clorídrico concentrado e ácido nítrico, chamada aqua regia, é ainda mais forte e dissolve com sucesso ouro e platina, porque cloro livre e cloreto de nitrosilo são formados e ânions de cloreto podem formar complexos fortes., Em sulfúrico concentrado, ácido nítrico é protonated para formar nitronium, que pode atuar como um electrophile para aromáticos nitrados:
HNO3 + 2 H2SO4 ⇌ NO+
2 + H3O+ + 2 HSO−
4
O estabilidades térmica de nitratos (envolvendo o trigonal planar SEM
3 ânion) depende da basicidade do metal, e assim que os produtos de decomposição (termólise), que pode variar entre o nitrito (por exemplo, de sódio), o óxido de potássio e chumbo), ou mesmo o próprio metal (prata), dependendo de sua relativa estabilidade. O nitrato é também um ligante comum com muitos modos de coordenação.,existir, a tetraédrica orthonitrate ânion NO3−
4 é conhecida no sódio e sais de potássio:
NaNO 3 + Na 2 O → 300 ∘ C por 7 dias Ag cadinho An 3 4 {\displaystyle {\ce {NaNO3{}+Na2O->Na3NO4}}}
Estas cristalino branco sais são muito sensíveis ao vapor de água e dióxido de carbono no ar:
Na3NO4 + H2O + CO2 → NaNO3 + NaOH + NaHCO3
Apesar de sua limitada, a química, a orthonitrate ânion é interessante do ponto de vista estrutural, devido à sua tetraédrica regular a forma e a curto Não comprimentos de ligação, implicando significativa polar personagem para a colagem.,compostos orgânicos de nitrogênio
nitrogênio é um dos elementos mais importantes da química orgânica. Muitos grupos funcionais orgânicos envolvem um carbono–nitrogênio bond, tais como amidas (RCONR2), aminas (R3N), iminas (RC(=NR)R), imidas (RCO)2NR, azidas (RN3), azo compostos (RN2R), cianatos e isocianatos (ROCN ou RCNO), nitratos (RONO2), nitriles e isonitriles (RCN ou RNC), nitritos (RONO), nitro compostos (RNO2), nitroso compostos (RNO), oximes (RCR=NOH), e nucleotides derivados. As ligações C-N são fortemente polarizadas em direção ao nitrogênio., Nestes compostos, o nitrogênio é geralmente trivalente (embora possa ser tetravalente em sais de amónio quaternário, R4N+), com um par solitário que pode conferir basicidade ao composto por ser coordenado a um próton. Isto pode ser compensado por outros fatores: por exemplo, amidas são de base, porque o par solitário é delocalised em uma ligação dupla (apesar de que eles podem atuar como ácidos de pH muito baixos, sendo protonated o oxigênio), e pirrol não é ácida, porque o par solitário é delocalised como parte de um anel aromático. A quantidade de azoto numa substância química pode ser determinada pelo método Kjeldahl., Em particular, o nitrogênio é um componente essencial dos ácidos nucleicos, aminoácidos e, portanto, proteínas, e a molécula de energia adenosina trifosfato e é, portanto, vital para toda a vida na Terra.